Chemické děje a chemické reakce

Chemický děj Chemický děj je proces, při němž dochází ke změnám chemických vazeb mezi stavebními částicemi látek. Nejčastějším případem chemického děje je chemická reakce. Chemické vazby: Nekovalentní: vystupují v chemických dějích rozpouštění, ředění, krystalisace, sublimace, desublimace, kondensace, vypařování, jsou důležité při purifikačních methodách, jsou velmi slabé Vodíkové můstky Van der Waalsovy interakce Kovalentní: k jejich změnám dochází v rámci chemických reakcí, jsou velmi silné Nepolární Polární Extrémně polární = iontové

Popis chemického děje Stechiometrie – udává, v jakých poměrech spolu činitelé chemického děje vystupují Thermodynamika – popisuje energetické změny v rámci chemického děje Kinetika – popisuje rychlost chemických dějů Mechanismus – popis průběh všech změn (dílčí reakce, etc.) na úrovni zúčastněných částic chemického děje (atomy, molekuly, ionty)

Zákonitosti chemického děje Zákon zachování hmoty: během chemického děje se celková hmotnost systému nemění. Hmotnost kovalentně vázaného atomu i hmotnost iontu je v podstatě stejná jako hmotnost odpovídajícího volného atomu. Zákon zachování energie: během chemického děje energie nevzniká, ani nezaniká, pouze se jedna její forma mění ve formu jinou. Celkový součet energie systému ve všech jejích formách zůstává konstantní.

Chemická reakce Chemická reakce je proces, při kterém nastávají látkové změny, tj. dochází ke změnám ve složení a struktuře látek. Chemické reakce se uskutečňují zpravidla v důsledku vzájemného působení dvou či více látek, ale některé z nich též vlivem energie na látku jedinou. Chemická reakce je přeskupením chemicky vázaných atomů, při kterém některé vazby zanikají a jiné vznikají.

reaktanty (látky vstupující do reakce) → produkty Chemická reakce K chemické reakci dojde: Pokud se reagující látky dostanou do bezprostředního kontaktu Pokud má reakce dostatečné energetické podmínky Chemická reakce se zapisuje chemickou rovnicí, tvořenou chemickými vzorci reaktanty (látky vstupující do reakce) → produkty aA + bB → cC + dD Stechiometrické koeficienty: udávají, v jakých poměrech vystupují jednotlivé látky v reakci. Obvykle nejmenší možná celá čísla.

Chemické rovnice Úplné: Zn(s) + H2SO4(aq) → H2(g) + ZnSO4(aq) Zn + 2 HCl → H2 + ZnCl2 Iontové: Zn(s) + 2 H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g) Součet všech atomů daného prvku na levé straně se musí rovnat součtu atomů tohoto prvku na straně pravé Součet všech nábojů vystupujících částic na levé straně, se musí rovnat součtu všech vystupujících částic na straně pravé Specifikace stavu látky (s; l; g; aq) není povinná, ale často vhodná Reakční schema: N2 + H2 ---> NH3

Chemická kinetika

Kinetika – rychlost chemických reakcí Pro mnoho procesů je důležité vědět, jak rychle probíhají Jak měřit rychlost chemické reakce? Změna látkového množství za jednotku času: Problém: velikost a množství reakční směsi Řešení: vztažení rychlosti na jednotkový objem Pro většinu případů je objem konstantní → rychlost je pak možné vyjádřit jako změnu molární koncentrace

Rychlostní rovnice Pro modelovou reakci podle rovnice (ale všeobecně pro jakoukoli): lze rychlost spočítat pomocí rychlostní rovnice Dílčí řády reakce (jejich součet dává celkový řád reakce) Rychlostní konstanty (šipka označuje směr reakce) Jednotlivé koncentrace reagujících látek

Rychlostní konstanta Konstanta k určuje velikost rychlosti Pro každou reakci musí být experimentálně zjištěna Vzorec pro výpočet navrhl chemik Arrhenius: A … Arrheniova konstanta EA … Aktivační energie R … Plynová konstanta – 8,314 J.K-1.mol-1 T … Thermodynamická teplota Aktivační energie – energie, jež je třeba dodat pro zahájení reakce

Ovlivňování rychlosti reakce Zvýšení koncentrace reagujících částic Při reakci se sráží molekuly, nebo atomy reaktantů za vzniku produktů, rychlost reakce pak stoupá s pravděpodobností těchto srážek. Pravděpodobnost srážek pak stoupá s počtem částic na daném prostoru, čili s koncentrací. Zvýšení teploty Pro zdárný průběh reakce musí mít reagující částice určitou energii, která se projevuje jako jejich rychlost. Zvýšením teploty dodáváme teplo a tím energii reagujícím částicím a jejich rychlost vzroste, což urychlí reakci. Můžeme také říci, že zvýšením rychlosti částic zvýšíme pravděpodobnost srážky dvou částic s potřebnou energií. U reaktantů v pevném stavu zvýšení stupně rozmělnění Rozmělněním pevných částic na prášek se zvýší plocha styku s dalšími reagujícími částicemi a tedy i počet srážek s nimi a tím rychlost reakce. Opět lze tvrdit, že se zvýší pravděpodobnost srážek vedoucích k reakci

Ovlivňování rychlosti reakce 4. Přítomnost katalysatoru: Katalysator = látka snižující aktivační energii a tím barieru pro zahájení reakce, mění rychlost reakce, ale nevystupuje v konečné reakci a v ideálním případě se během reakce nespotřebovává (což v praxi není téměř nikdy možné) Katalysator vlastně funguje jako horský průvodce, který hledá pro svoji skupinu jiné - snašší cesty pro překonání horského hřebenu, než přímý pochod přes vrchol

Thermodynamika

Energetika chemických reakcí Při reakci zanikají staré vazby, přičemž je třeba dodat energii, která odpovídá disociační energii štěpených vazeb; a dále nové vazby vznikají, což je doprovázeno uvolněním energie, jež odpovídá vazebné energii vazeb vznikajících. Chemická reakce je tak vždy provázena změnou energie Reakce Exothermní je provázena uvolněním energie (tepla), reakční směs se zahřívá a energie má záporné znaménko Endothermní je provázena spotřebou energie (tepla), reakční směs se samovolně ochlazuje a energie má kladné znaménko Jak ale vyjádřit energetické změny?

Vnitřní energie Značka U, jednotka kJ/mol Souhrn všech forem energie v daném systému (kinetická, potenciální, jaderná, elektronů, vazebná, etc.) Nelze přesně určit její absolutní hodnotu Je ale možné určit její změnu DU

Enthalpie Značka Hr. , jednotka kJ/mol DHr = DU + p.DV Změna vnitřní energie změněná o práci, jež systém vykoná během reakce Teplo, které se uvolní při reakci za konstantního tlaku „Tepelné změny při chemických reakcích probíhajících za stálého tlaku zahrnují i objemovou práci“ DV CaCO3 CaO + CO2

Standardní reakční teplo a slučovací teplo Standardní podmínky: dohodnuté a všeobecně uznávané podmínky pro tabelování fysikálních a chemických hodnot T = 298,15 K (25°C) p = 101,325 kPa c = 1 mol/l n = 1 mol Standardní reakční teplo (Qr): teplo, které se uvolní během reakce za standardních podmínek Standardní slučovací teplo (Qr): reakční teplo reakce, při které vzniká za standardních podmínek 1 mol dané látky z prvků

Energetický diagram ‡ - Transitní stav E DHr Endothermní reakce EA – Transitní stav: stav, kdy část starých vazeb je již rozvolněna a začínají vznikat vazby nové, přitom je však stejně pravděpodobný vznik produktu i obrácení reakce zpět k výchozím látkám Reakční koordináta A + B reaktanty ‡ - Transitní stav EA – Aktivační energie DHr Endothermní reakce Exothermní reakce E C + D produkty

Vratnost reakcí a chemická rovnováha Z energetického grafu je vidět, že theoreticky je možné každou reakci obrátit, pokud dodáme dostatečnou energii (která odpovídá aktivační energii obrácené reakce) – vratnost reakce Díky energetickým změnám během reakce se často stává, že část molekul dostává právě tuto požadovanou energii pro obrácení reakce a reakce tak současně běží oběma směry Pokud se rychlost reakce a obrácené reakce vyrovnají (rychlost přeměny na produkty se rovná rychlosti přeměny na reaktanty), dospěje reakce do rovnováhy – oba děje stále probíhají, ale shodnou rychlostí. Koncentrace všech látek zůstává konstantní a nepozorujeme další změny. Zdánlivě se tak reakce zastavila. – dynamické rovnováha

Rovnovážná konstanta Každá chemická reakce se dostane po určité době do stavu chemické rovnováhy Chemická rovnováha je matematicky vyjádřena rovnovážnou konstantou (Gulberg-Waagův zákon) [X] … koncentrace jednotlivých látek (mol/l) x … stechiometrický koeficient dané látky P … součin [Pj] … koncentrace jednotlivých produktů [Ri] … koncentrace jednotlivých reaktantů ui,j … stechiometrické koeficienty daných látek

Ovlivňování rovnovážného složení Snížení koncentrace produktu/ů: Odčerpáváním i byť jen jednoho produktu se numericky snižuje čitatel zlomku rovnovážné konstanty, aby poměr zůstal zachován a tudíž se konstanta nezměnila, reaguje systém vytvářením odčerpávaného produktu a rovnovážné složení je tak posunuto směrem k produktům Zvýšení koncentrace výchozí látky/ek: Přidáváním i jen jediné výchozí látky vede k numerickému zvýšení jmenovatele zlomku rovnovážné konstanty. Aby poměr a s ním i konstanta zůstal zachován, reaguje systém vytvářením produktů. Rovnovážné složení je tak posunuto směrem k produktům Obvykle přidáváme tu nejlevnější výchozí látku, klidně i ve velkém nadbytku

Ovlivňování rovnovážného složení Změna tlaku v reakční soustavě: Možno použít jen u reakcí se změnou objemu Obvykle reakce, kde vystupují plyny 1 mol jakéhokoliv plynu má stejný objem, který je vždy daleko větší než objem kapaliny, nebo pevné látky Zvýšení tlaku posunuje rovnováhu ve směru menšího objemu reakční soustavy (tj. na stranu menšího látkového množství plynu/ů) Při zvýšení tlaku: ← → Nemá vliv

Ovlivňování rovnovážného složení Změna teploty v reakční soustavě: Zvyšování teploty znamená dodávání energie – energie se chová jako reaktant Snižování teploty znamená odebírání energie – energie se chová jako produkt Endothermní reakce: Exothermní reakce: Z předešlého vyplývá: U endothermních reakcí zvýšení teploty vede k posunutí rovnovážného složení směrem k produktů, u exothermních naopak U exothermních reakcí vede snížení teploty k posunutí rovnovážného složení směrem k produktům, u endothermních naopak

Druhy chemických dějů

Druhy chemických reakcí Podle skupenství: V pevné fázi Málo časté Špatný kontakt reagujících látek Problémy s promícháváním V kapalné fázi Nejčastější Dobré promíchávání a dobrý kontakt reaktantů Je možné využít vlastnosti rozpouštědla pro ovlivnění průběhu reakce V plynné fázi Dobré promíchání i kontakt reaktantů Problém s objemem reaktoru a změnami tlaku při reakci

Druhy chemických reakcí Podle skupenství 2: Homogenní: všechny látky jsou ve stejné fázi Heterogenní: alespoň jedna látka je v jiné fázi Podle reagujících částic: Radikálové Reagují radikály – částice s nespárovaným elektronem, vysoce nestabilní a reaktivní Obvykle řetězové reakce Špatně se řídí Molekulové Iontové

Druhy chemických reakcí Podle přenášených částic: Redoxní – přenáší se elektrony Acidobasické – přenáší se protony Srážecí – přenáší se části molekul

Redoxní reakce Při reakci se přenáší elektrony Během reakce se mění oxidační čísla zúčastněných atomů Vyčíslování se provádí pomocí křížového pravidla Počet odevzdaných a přijatých elektronů musí být shodný Redukce: děj, při kterém dochází k přijmutí elektronu a snížení oxidačního čísla Redukční činidlo: látka způsobující redukci, přičemž se samo oxiduje Oxidace: děj, při kterém dochází k odevzdání elektronu a zvýšení oxidačního čísla Oxidační činidlo: látka způsobující oxidaci, přičemž se sama redukuje

Acidobasické reakce Přenášenou částicí je proton – kation vodíku H+ Reakce kyselin a zásad Tři theorie – Arrheniova, Brönstedova a Lewisova Arrhenius Brönsted Lewis Kyselina Donor H+ Akceptor e--páru Base (zásada) Donor OH- Akceptor H+ Donor e--páru

pH Stupnice vyjadřující kyselost roztoku 0 – 14 7 neutrální 7 – 14 zásadité Hodnota pH závisí na koncentraci uvolněných vodíkových iontů

Síla kyselina a zásad ve stupnici pH Síla kyseliny je úměrná její schopnosti odštěpovat své protony a přenášet je na molekuly rozpouštědla (obvykle vody – vznik oxoniového kationtu) Silnější je tedy kyselina, která při stejné výchozí koncentraci odštěpí více vodíkových iontů a tím dosáhne nižšího pH Síla base je úměrná schopnosti vychytávat vodíkové ionty Silnější base je tedy ta, která při stejné výchozí koncentraci vychytá více vodíkových iontů a tím dosáhne vyššího pH

Srážecí reakce Přenáší se atomy, nebo celé části molekul Jeden z produktů je mnohem méně rozpustný než jiné a vylučuje se ve formě sraženiny